ვალენტური ბმების მეთოდი (BC) განიხილავს ქიმიურ კავშირს ორი ატომის ბირთვების მიზიდვის შედეგად მათთვის საერთო ერთ ან მეტ ელექტრონულ წყვილზე. ასეთ ორ ელექტრონულ და ორცენტრიან (ორბირთვულ) ბმას, რომელიც ლოკალიზებულია ორ ატომს შორის, ეწოდება კოვალენტური.
პრინციპში შესაძლებელია კოვალენტური ბმის წარმოქმნის ორი მექანიზმი: 1) ორი ატომის ელექტრონების დაწყვილება მათი სპინების საპირისპირო ორიენტაციის პირობებში; 2) დონორ-მიმღები ურთიერთქმედება, რომლის დროსაც ერთ-ერთი ატომის (დონორის) მზა ელექტრონული წყვილი ხდება საერთო სხვა ატომის (მიმღების) ენერგიულად ხელსაყრელი თავისუფალი ორბიტალის არსებობისას.
ნებისმიერი სახის ქიმიური ბმის წარმოქმნის მიზეზი არის სისტემის ენერგიის შემცირება, რომელიც ამ პროცესს ახლავს. საწყისი და საბოლოო მდგომარეობების ენერგიებს შორის განსხვავებას ეწოდება შებოჭვის ენერგია (E CB) და განისაზღვრება მისი ფორმირებისას გამოთავისუფლებული სითბოს რაოდენობით. ექსპერიმენტულად, უფრო მოსახერხებელია ამ მნიშვნელობის პოვნა იმ ენერგიის რაოდენობით, რომელიც იხარჯება ამ კავშირის გაწყვეტაზე. ქიმიური ობლიგაციების ენერგია შეფასებულია 125-1050 კჯ/მოლი რიგის მნიშვნელობებში.
მანძილს ორი ატომის ბირთვებს შორის, რომელზედაც მიზიდულობის ძალები დაბალანსებულია უკუგდების ძალებით და სისტემას აქვს მინიმალური ენერგია, ეწოდება წონასწორობა ან ბმის სიგრძე d. ბმის სიგრძე და ენერგია დამოკიდებულია მის სიმრავლეზე, რომელიც განისაზღვრება ელექტრონული წყვილების რაოდენობით, რომლებიც აკავშირებენ ორ ატომს. სიმრავლის მატებასთან ერთად, ბმის სიგრძე მცირდება და მისი ენერგია იზრდება, მაგალითად, ეს მნიშვნელობები С-С 1 С=С 1 С=С ობლიგაციებისთვის, შესაბამისად, არის (ნმ და კჯ) 0.154 და 548, 0.155 და 598, 0.120 და 838. პირიქით, ბმის წარმომქმნელი ატომების რადიუსების ზრდა იწვევს მისი სიგრძის ზრდას და ენერგიის შემცირებას.
ხშირ შემთხვევაში, ატომში დაუწყვილებელი ელექტრონების რაოდენობა ნაკლებია მის მიერ წარმოქმნილ ბმების რაოდენობაზე. ეს აიხსნება იმით, რომ ატომის აღგზნებისას იშლება ერთი ან მეტი ელექტრონული წყვილი, რასაც მოჰყვება თითო ელექტრონის გადასვლა უმაღლესი ქვედონეზე თავისუფალ და ენერგიულად მისაწვდომ ორბიტალზე. ასეთ პროცესს პრომოცია ჰქვია და ენერგია, რომელიც ამაზე იხარჯება არის სარეკლამო ენერგია E გამოსაშვები. გოგირდის ატომისთვის, გარდა ძირითადი მდგომარეობისა (2), შესაძლებელია ორი აღგზნებული მდგომარეობა S(4) და S(6) ერთი ან ორი ელექტრონის, შესაბამისად, 3d ორბიტალებზე გადასვლის გამო.
კოვალენტური ბმის თვისებები: გაჯერება, მიმართულება და პოლარიზება.
კოვალენტური ბმის გაჯერება განპირობებულია ატომების შეზღუდული ვალენტური შესაძლებლობებით, ე.ი. მათი უნარი შექმნან ბმების მკაცრად განსაზღვრული რაოდენობა, რომელიც ჩვეულებრივ მერყეობს 1-დან 6-მდე. ატომში ვალენტური ორბიტალების საერთო რაოდენობა, ე.ი. ის, რაც შეიძლება გამოყენებულ იქნას ქიმიური ბმების შესაქმნელად, განსაზღვრავს ელემენტის მაქსიმალურ კოვალენტურობას. ამისთვის უკვე გამოყენებული ორბიტალების რაოდენობა განსაზღვრავს ელემენტის კოვალენტობას მოცემულ ნაერთში.
თუ ატომი აყალიბებს ყველა ბმას მხოლოდ ელექტრონების დაწყვილების გამო, მაშინ ჩვეულებრივ საუბარია მის ვალენტობაზე, რომელიც განისაზღვრება ერთელექტრონული ორბიტალების რაოდენობით ან მისი ატომის დაუწყვილებელი ელექტრონების რაოდენობით მიწაში ან აღგზნებულ მდგომარეობაში.
AO-ს თითოეული ტიპის მონაწილეობის ბუნება ბმის ფორმირებაში (დაწყვილება, დონორი და მიმღების ფუნქციები) გრაფიკულად არის გამოსახული ნიშნებით:
პერიოდული სისტემის მე-2 პერიოდის ელემენტებს აქვთ მხოლოდ 4 ვალენტური AOs (ერთი 2S- და სამი 2P), ამიტომ მათი მაქსიმალური კოვალენტობა არის 4. ვალენტური ელექტრონების რაოდენობა ნახშირბადის მარცხნივ მდებარე ელემენტების ატომებში ნაკლებია. AO-ების რაოდენობა და მარჯვნივ მდებარე ელემენტების ატომებში, პირიქით, მეტი. აქედან გამომდინარე, პირველი შეიძლება იყოს მიმღები, ხოლო მეორე შეიძლება იყოს ელექტრონული წყვილის დონორი. ჩვეულებრივ ვალენტურ მდგომარეობაში ნახშირბადის ატომს აქვს 4 დაუწყვილებელი ელექტრონი, რაც ემთხვევა ვალენტური AO-ების რაოდენობას, ამიტომ იგი არ აყალიბებს კავშირებს დონორ-მიმღები ორგანიზმში.
კოვალენტური ბმის ორიენტაცია არის ატომების სურვილი, შექმნან უძლიერესი ბმა ბირთვებს შორის ელექტრონების მაქსიმალური სიმკვრივის გამო. ეს მიიღწევა ელექტრონული ღრუბლების გადახურვის ისეთი სივრცითი ორიენტირებით, რომელიც ემთხვევა მათს. გამონაკლისი არის s-ელექტრონული ღრუბლები, რადგან მათი სფერული ფორმა ყველა მიმართულებას ექვივალენტურს ხდის. p- და d-ელექტრონული ღრუბლებისთვის გადახურვა ხორციელდება იმ ღერძის გასწვრივ, რომლის გასწვრივაც ისინი გაჭიმულია და ამ შემთხვევაში წარმოქმნილ კავშირს δ-ბმა ეწოდება. δ ბმას აქვს ღერძული სიმეტრია და ორივე ატომს შეუძლია ბრუნოს ბმული ხაზის გასწვრივ, ე.ი. ეს წარმოსახვითი ხაზი, რომელიც გადის ქიმიურად შეკრული ატომების ბირთვებში. ეს გამორიცხავს სივრცითი იზომერების წარმოქმნის შესაძლებლობას.
ორ ატომს შორის δ ბმის წარმოქმნის შემდეგ, იმავე ფორმის და იგივე ძირითადი კვანტური რიცხვის დანარჩენი ელექტრონული ღრუბლებისთვის, რჩება მხოლოდ კავშირის ხაზის ორივე მხარეს გვერდითი გადახურვის შესაძლებლობა, რომლის მეშვეობითაც ამ შემთხვევაში გადის ერთი კვანძოვანი თვითმფრინავი. შედეგად, π ბმა იქმნება. ამრიგად, ყოველი მრავალჯერადი ბმა ყოველთვის შეიცავს მხოლოდ ერთ δ-ბმას. მაგალითი იქნება აზოტის მოლეკულა. δ-ბმების რაოდენობა, რომლებიც ქმნიან ცენტრალურ ატომს რთულ მოლეკულებში ან იონებში, განსაზღვრავს მისთვის საკოორდინაციო ნომრის მნიშვნელობას. მაგალითად, NH 3 მოლეკულაში და NH 4 + იონში აზოტის ატომისთვის, ის უდრის სამს.
δ-ბმების ფორმირება აფიქსირებს ატომების სივრცულ პოზიციას ერთმანეთთან მიმართებაში, ამიტომ δ-ბმების რაოდენობა და ბმის ხაზებს შორის კუთხეები, რომლებსაც ვალენტობა ეწოდება, განსაზღვრავს მოლეკულების და რთული იონების სივრცულ გეომეტრიულ კონფიგურაციას, რაც აისახება შესაბამის გეომეტრიულ მოდელებში.
ℓ სხვადასხვა მნიშვნელობის მქონე ორბიტალების გამო ატომის მიერ წარმოქმნილი ბმები ენერგიულად არათანაბარი უნდა იყოს, რაც, თუმცა, ექსპერიმენტით არ დასტურდება. წინააღმდეგობა აღმოფხვრილია ჰიბრიდიზაციის იდეით (ლ. პაულინგი), რომლის თანახმად, ბმების წარმოქმნისას, სხვადასხვა სიმეტრიის ორბიტალები ერთმანეთში ირევა და გარდაიქმნება ერთი და იმავე ფორმისა და საშუალო ენერგიის ჰიბრიდულ AO-ებად, რაც უზრუნველყოფს ეკვივალენტობას. მათ მიერ შექმნილ ობლიგაციებს. ჰიბრიდიზაციის შესაძლებლობა განისაზღვრება სამი პირობით:
1. საწყისი AO-ს ენერგიის მცირე განსხვავება, ამ სხვაობის მატებასთან ერთად მცირდება მათი ჰიბრიდული მდგომარეობის სტაბილურობა და მათ მიერ წარმოქმნილი ბმების სიძლიერე;
2. ელექტრონული ღრუბლების საკმარისი სიმკვრივე, რომელიც განისაზღვრება ძირითადი კვანტური რიცხვის მნიშვნელობით;
3. ჰიბრიდული AO-ების გადაფარვის საკმარისი ხარისხი სხვა ატომების ორბიტალებთან ბმების წარმოქმნისას, რაც აფიქსირებს ჰიბრიდულ მდგომარეობას და ხდის მას უფრო სტაბილურს.
ჰიბრიდული ორბიტალების რაოდენობა უდრის ორიგინალების რაოდენობას. მათი აღმოჩენა შესაძლებელია საწყისი AO-ს (LCAO) წრფივი კომბინაციის (შეკრება და გამოკლების) მეთოდით. რაც უფრო დიდია AO-ს წვლილი საწყის ტალღურ ფუნქციაში, მით უფრო ჰგავს მას ჰიბრიდული ორბიტალი. ჰიბრიდული ორბიტალების ასიმეტრიული ფორმა განპირობებულია იმით, რომ, ერთი მხრივ, ბირთვიდან ელექტრონის სიმკვრივე მატულობს იმავე ნიშნების მქონე ტალღური ფუნქციების დამატების გამო, ხოლო მეორე მხრივ, მცირდება დამატების გამო. ერთი და იგივე ფუნქციები სხვადასხვა ნიშნით, რაც მათი გამოკლების ტოლფასია. ჰიბრიდული ორბიტალების ეს ფორმა სასარგებლოა უფრო ძლიერი ბმების ფორმირებისთვის.
ჰიბრიდული ორბიტალების ფარდობითი სივრცითი პოზიცია ატომში განისაზღვრება ელექტრონების მუხტისა და სპინის კორელაციით, რომლის მიხედვითაც, პარალელური სპინების მქონე ელექტრონები ერთმანეთისგან რაც შეიძლება შორს არიან, რაც ამცირებს მოგერიების ძალებს და შესაბამისად ამცირებს სისტემის ენერგიას. . ორი ჰიბრიდული ორბიტალის შემთხვევაში, მათი პოზიცია ერთი სწორი ხაზის გასწვრივ საპირისპირო მიმართულებით ორიენტირებული იქნება ენერგიულად ყველაზე ხელსაყრელი, რაც განსაზღვრავს შესაბამისი მოლეკულების ხაზოვან კონფიგურაციას.
Sp 2 ჰიბრიდიზაცია იძლევა სამ ჰიბრიდულ ორბიტალს, რომლებიც მიმართულია ცენტრიდან რეგულარული სამკუთხედის წვეროებამდე და ბმის კუთხე ამ შემთხვევაში არის 120 0 . ვალენტური ორბიტალების ასეთი ჰიბრიდიზაცია ხორციელდება BF 3 და BCl 3 მოლეკულებში.
ოთხი Sp 3 ჰიბრიდული ორბიტალი δ მიმართულია რეგულარული ტეტრაედრის წვეროებზე 109 0 კუთხით. ტეტრაჰედრული მოლეკულების მაგალითებია CH 4, CCl 4 და NH 4 + იონი.
ჰიბრიდიზაცია შეიძლება მოიცავდეს არა მხოლოდ ერთელექტრონულ, არამედ ორ ელექტრონულ AO-ებს. ამ შემთხვევაში გაუზიარებელი ორბიტალების რაოდენობა რჩება ჰიბრიდულ ორბიტალებზე, ე.ი. არ მონაწილეობს ბმების, ელექტრონული წყვილების (EP) ფორმირებაში, რომელიც იყო თავდაპირველ AO-ზე. თავისუფალი AO და ერთელექტრონული პირები, რომლებიც ქმნიან π-ობლიგაციებს, არ მონაწილეობენ ჰიბრიდიზაციაში.
მოლეკულების გეომეტრიული კონფიგურაცია მთლიანად განისაზღვრება ცენტრალური ატომის ორბიტალების ჰიბრიდიზაციის ტიპით მხოლოდ იმ პირობით, რომ ყველა ჰიბრიდული AO მონაწილეობს ობლიგაციების ფორმირებაში. თუ ერთ-ერთ მათგანზე მაინც რჩება გაუზიარებელი ელექტრონული წყვილი, მაშინ ჰიბრიდიზაციის ტიპის მიხედვით განსაზღვრული კონფიგურაცია არასრულად რეალიზდება. ასე რომ, იგივე ტიპის Sp 3 ჰიბრიდიზაციის თანდასწრებით, მარტოხელა წყვილების რაოდენობის მიხედვით, შესაძლებელია მოლეკულების ოთხი განსხვავებული გეომეტრიული კონფიგურაცია, როგორც ნაჩვენებია ცხრილში 2.
ცხრილი 2
მოლეკულების შესაძლო გეომეტრიული კონფიგურაცია Sp 3-ის დროს - ჰიბრიდიზაცია
მრავალჯერადი ბმის მქონე მოლეკულები შეიცავს π-ბმას, რომლებიც ჰიბრიდიზაციაში მონაწილეობის გარეშე და მოლეკულების გეომეტრიულ კონფიგურაციაზე გავლენის გარეშე, ასტაბილურებენ ატომების ჰიბრიდულ მდგომარეობას. ყველა π ბმის რაოდენობა მოლეკულაში ტოლია ბმის სიმრავლის გამოკლებით ერთი (ერთი δ ბმა). δ-ბმათა რაოდენობა განისაზღვრება ერთჯერადი და მრავალჯერადი ბმის ჯამით. ასე რომ, POCI 3 მოლეკულაში არის ერთი ორმაგი და სამი ერთჯერადი ბმა, ამიტომ ის შეიცავს 3δ და ერთ π-ბმას.
ჰიბრიდიზაციის ტიპის დასადგენად აუცილებელია ვიცოდეთ ცენტრალური ატომის ჰიბრიდული ორბიტალების რაოდენობა. მისი პოვნა შესაძლებელია AO-ების ვალენტური რიცხვიდან გამოკლებით ერთელექტრონული ერთეულების რიცხვს, რომლებიც ქმნიან π-ობლიგაციებს. ელექტრონული კონფიგურაციების სქემებში, ისინი ითვლიან მარჯვნიდან მარცხნივ, რადგან π-ბმები ქმნიან, პირველ რიგში, α-, შემდეგ კი p-AO. ყველა დარჩენილი ვალენტური ორბიტალი მონაწილეობს ჰიბრიდიზაციაში.
მოლეკულებში გაუზიარებელი ელექტრონული წყვილების არსებობა გავლენას ახდენს კავშირის კუთხეების სიდიდეზე. ეს გამოწვეულია იმით, რომ მოგერიების ძალები უფრო მეტია, ვიდრე შედარებით ფიქსირებულ შემაკავშირებელ ელექტრონთა წყვილებს შორის (BPs). კლებადი მოგერიების ძალის მიხედვით, ელექტრონული წყვილი შეიძლება განლაგდეს შემდეგი თანმიმდევრობით:
NP - NP > NP-SP > SP-SP. შედეგად, NP-ები გარკვეულწილად ახდენენ ზეწოლას ბმის ელექტრონულ წყვილებზე, რაც იწვევს კავშირის კუთხის გარკვეულ შემცირებას. რაც უფრო მეტია NP-ების რაოდენობა, მით უფრო ძლიერია მათი ეფექტი. ასე რომ, NH 3 მოლეკულაში, ერთი NP ამცირებს ტეტრაედრულ კუთხეს (~ 109 0) 107 0-მდე, ხოლო H 2 O 2NP მოლეკულაში ის მცირდება 104,5 0-მდე. ერთჯერადი და ორმაგი ბმების სიგრძე ცენტრალურ ატომსა და სხვა იდენტურ ატომებს შორის ექსპერიმენტული მონაცემების მიხედვით ერთნაირი გამოდის. ეს აიხსნება π ობლიგაციების დელოკალიზაციით, ე.ი. მათი ერთგვაროვანი განაწილება ყველა ბმას შორის, რაც ფორმულებში მითითებულია წერტილოვანი ხაზით.
ამ შემთხვევებში ბმის სიმრავლე გამოიხატება წილადი რიცხვით, სულფატ იონში ის უდრის 1,5-ს. ეს შეესაბამება ექსპერიმენტულად ნაპოვნი ბმის სიგრძეს (0,149 ნმ), რომელიც თავისი მნიშვნელობით შუალედურია მარტივ (0,160 ნმ) და ორმაგს (0,143 ნმ) შორის. π- ბმების დელოკალიზაციასთან ერთად, ხდება მუხტების დელოკალიზაციაც, შესაბამისად, ოქსომჟავას იონებში ისინი კონცენტრირდება არა ჟანგბადის ატომებზე, არამედ თანაბრად ნაწილდება მთელი იონის მოცულობაში.
პოლარიზება განიხილება იმ მოსაზრების საფუძველზე, რომ კოვალენტური ბმა შეიძლება იყოს არაპოლარული (წმინდა კოვალენტური) ან პოლარული. პირველ შემთხვევაში, ბმა იქმნება იდენტურ ატომებს შორის, ხოლო ელექტრონის სიმკვრივის სიმეტრიული განაწილება ბირთვულ სივრცეში იწვევს დადებითი და უარყოფითი მუხტების სიმძიმის ცენტრების დამთხვევას. პოლარული ბმა იქმნება, როდესაც ბირთვთაშორისი ელექტრონის სიმკვრივე გადადის უფრო მაღალი ელექტრონეგატიურობის მქონე ატომზე. მაშინ მუხტების სიმძიმის ცენტრები (+) და (-) არ ემთხვევა ერთმანეთს და წარმოიქმნება სისტემა (ელექტრული დიპოლი) სიდიდის ორი ტოლი, მაგრამ საპირისპირო ნიშნით მუხტებით (δ + და δ-), რომელთა შორის მანძილი არის დიპოლის სიგრძე ℓ. ასეთი კავშირის პოლარობის ხარისხი ფასდება μ დიპოლის ელექტრული მომენტის მნიშვნელობით, რომელიც უდრის ელექტრონის აბსოლუტური მუხტის ნამრავლს (q = 1,60∙10 -19 C) და დიპოლის სიგრძით: μ = q∙ ℓ. ასე რომ, თუ ℓ(Н-СI)=0,022 ნმ ან 22∙10 -12 მ, მაშინ μ(Н-СI)=1,60∙10 -19 ∙22∙10 -12 = 3,52∙10 -30 C ∙m.
ექსპერიმენტულად, ჩვეულებრივ დგინდება დიპოლების ელექტრული მომენტები და მათგან იპოვება დიპოლის სიგრძე: ℓ= μ / q.
დიპოლური მომენტები ვექტორული სიდიდეებია, ე.ი. ხასიათდება დირექტიულობით (პირობითად დადებითიდან უარყოფით მუხტამდე).
მოლეკულების დიპოლების ელექტრული მომენტები განისაზღვრება ბმის დიპოლების მომენტების გეომეტრიული (ვექტორული) ჯამით. მაგალითად, წრფივი CO 2 მოლეკულის μ არის: μ (CO) + μ (CO) \u003d 0 ან წყლის მოლეკულისთვის, რომელშიც μ H-O ბმები მიმართულია 104,5 0 კუთხით, μ \u003d 6,13 ∙ 10 - 30 Cl∙m.
კოვალენტური ბმის პოლარიზებადობა არის მისი უნარი გახდეს პოლარული ან უფრო პოლარული გარე ელექტრული ველის გავლენის ქვეშ. პოლარული შეერთების μ n დიპოლის მუდმივი მომენტი ელექტრულ ველში უფრო დიდი ხდება μ i მნიშვნელობით, რომელიც უდრის ინდუცირებული ან ინდუცირებული დიპოლის დროის მომენტს: μ =μ n + μ i .
გარე ელექტრული ველის როლი შეიძლება შეასრულოს დამუხტულმა ნაწილაკებმა, რომლებიც თავად ნაერთის ნაწილია (იონები ან ატომები დიდი ეფექტური მუხტი δ).
იონის პოლარიზებული ეფექტი იწვევს მისი მეზობლების ელექტრონული გარსის დეფორმაციას, რაც უფრო დიდია, მით მეტია მათი პოლარიზება, ე.ი. ასეთი დეფორმაციის უნარი. რაც უფრო დიდია იონის მუხტი და რაც უფრო მცირეა რადიუსი, მით უფრო დიდია მისი პოლარიზებული ეფექტი და მით უფრო დაბალია რეალური პოლარიზება.
ატომებიდან კათიონებისა და ანიონების წარმოქმნას თან ახლავს რადიუსის, შესაბამისად, შემცირება და ზრდა. მაგალითად, r (Na)= 0,189 და r (Na +)= 0,098 ნმ; r (Cl)= 0,099 და r (Cl -)= 0,181 ნმ. ეს ურთიერთობები იწვევს იმ ფაქტს, რომ იონების ურთიერთქმედება ძირითადად თან ახლავს ანიონის პოლარიზაციას კატიონის მიერ. რთული ანიონებისთვის, მათი დიდი ეფექტური რადიუსების გამო, პოლარიზებული ეფექტი და შინაგანი პოლარიზება შედარებით მცირეა და, როგორც წესი, არ არის გათვალისწინებული.
პოლარიზებული მოქმედების მზარდი სიძლიერის მიხედვით, ყველა კატიონი შეიძლება დაიყოს სამ ჯგუფად:
1. კათიონები კეთილშობილი აირის ტიპის დასრულებული სტაბილური გარე ელექტრონული ფენით;
2. არასრული გარე ელექტრონული შრის მქონე კათიონები - α-ელემენტების იონები (Cr 3+, Fe 2+, Fe 3+, Mn 2+ და სხვ.), p-ელემენტების იონები (TI +, Pb 2+, Bi. 3+ და სხვები);
3. კათიონები 18-ელექტრონული ფენით (Ag +, Zn 2+, TI 3+ და სხვ.). ბოლო ჯგუფის ზოგიერთი იონი, მაგალითად Hg 2+, ადვილად დეფორმირდება და შემდეგ პოლარიზებული ანიონი იწვევს მათში დიპოლს, რაც, თავის მხრივ, აძლიერებს ანიონის ელექტრონული გარსის დეფორმაციას, რასაც დამატებით პოლარიზაციას უწოდებენ. ეფექტი.
VS მეთოდის ძირითადი დებულებები.
1. ერთ ქიმიურ ბმას წარმოქმნის ორი ელექტრონი საპირისპირო სპინებით, რომლებიც სხვადასხვა ატომს ეკუთვნის. კავშირი იქმნება მათი ტალღური ფუნქციების გადახურვისა და საერთო ელექტრონული წყვილის წარმოქმნის გამო. შედეგად, გაზრდილი უარყოფითი მუხტის ზონა ჩნდება ატომების ბირთვებს შორის, რადგან ამ რეგიონში ელექტრონების ყოფნის დრო უფრო გრძელია, ვიდრე მოლეკულური სივრცის სხვა წერტილებში. საერთო ელექტრონული წყვილის ფორმირება იწვევს მთლიანი სისტემის მთლიანი ენერგიის შემცირებას და კოვალენტური ბმის წარმოქმნას.
2. კავშირი ორიენტირებულია სივრცეში და მდებარეობს იმ მიმართულებით, სადაც ტალღის ფუნქციების გადაფარვის შესაძლებლობა მაქსიმალურია.
3. ორი ატომური ორბიტალიდან უფრო ძლიერ ბმას აყალიბებს ის, რომელიც მეორე ატომის ორბიტალს უფრო ემთხვევა. რაც უფრო დიდია ორბიტალების გადახურვა, მით მეტი ენერგია გამოიყოფა ბმის წარმოქმნის დროს, მით უფრო ძლიერია იგი.
კოვალენტური ბმის მახასიათებლები.
1. ბონდის ენერგია ეწმ, კჯ/მოლ.
2. კომუნიკაციის პოლარობა.
3. ბონდის გაჯერება.
განვიხილოთ ისინი უფრო დეტალურად.
კომუნიკაციის ენერგია.
დიატომიური მოლეკულის წინააღმდეგობა ატომებად დაშლის მიმართ ხასიათდება მისი დისოციაციის ენერგიის მნიშვნელობით ან ბმის სიძლიერით. წყალბადის მოლეკულაში შეკავშირების ენერგია რიცხობრივად უდრის იმ ენერგიას, რომელიც გამოიყოფა H 2 მოლეკულის ფორმირებისას H + H = H 2 + 432 კჯ ატომებისგან. იგივე ენერგია უნდა დაიხარჯოს ბმის გასაწყვეტად H 2 = H + H − 432 kJ.
AB შემადგენლობის მოლეკულებში ნ„B“ ატომების თანმიმდევრული გამოყოფას თან ახლავს ენერგიის არათანაბარი ხარჯვა.
მაგალითად, მეთანის მოლეკულიდან წყალბადის ატომების თანმიმდევრული ელიმინაციის ენერგეტიკული მნიშვნელობები (კჯ/მოლი) მნიშვნელოვნად განსხვავდება:
ამ შემთხვევაში, C-H ბმის ენერგია განისაზღვრება, როგორც ყველა საფეხურზე დახარჯული ენერგიის საშუალო მნიშვნელობა: CH 4 =C+4H; ∑=1660კჯ/მოლი;
ე(С−Н) = 1660 / 4 = 415 კჯ/მოლ.
ატომების კონკრეტული წყვილის, მაგალითად C-H, შეკავშირების ენერგია დამოკიდებულია იმაზე, თუ რომელ მოლეკულაში შედის ეს წყვილი. თუმცა, ამ ენერგიის ცვლილებები სხვადასხვა მოლეკულებში მცირეა. ეს ადასტურებს ვარაუდს, რომ ელექტრონული წყვილები, რომლებიც აკავშირებენ ატომებს, ლოკალიზებულია ატომებს შორის.
თუ შევადარებთ C-H ბმის ენერგიას ბევრ მოლეკულაში, მაშინ საშუალო მნიშვნელობა ტოლი იქნება 413 კჯ / მოლი, რაც არც თუ ისე განსხვავდება CH 4 მოლეკულაში C-H ბმულისთვის გამოთვლილისგან (415 კჯ / მოლი).
რაც უფრო მაღალია ქიმიური ბმის ენერგია, მით უფრო ძლიერია კავშირი. ბმა ითვლება ძლიერად ან ძლიერად, თუ მისი ენერგია აღემატება 500 კჯ/მოლს (მაგალითად, 942 კჯ/მოლ N 2-ისთვის), სუსტი - თუ მისი ენერგია 100 კჯ/მოლზე ნაკლებია (მაგალითად, NO-სთვის 69 კჯ/მოლი. 2). თუ ატომების ურთიერთქმედების დროს გამოიყოფა 15 კჯ/მოლზე ნაკლები ენერგია, მაშინ ითვლება, რომ ქიმიური ბმა არ წარმოიქმნება, მაგრამ შეინიშნება ინტერმოლეკულური ურთიერთქმედება (მაგალითად, 2 კჯ/მოლი Xe 2-ისთვის). ბონდის სიმტკიცე ჩვეულებრივ მცირდება სიგრძის მატებასთან ერთად (ცხრილი 4.1).
ცხრილი 4.1
ბმის სიგრძისა და ენერგიის მნიშვნელობები ჰიდროჰალიუმის მჟავებისთვის
ერთი ბმა ყოველთვის უფრო სუსტია, ვიდრე მრავალი ბმა - ორმაგი და სამმაგი ბმები ერთსა და იმავე ატომებს შორის.
კომუნიკაციის პოლარობა
თუ კოვალენტური ბმა იქმნება ერთი და იგივე ელემენტის ორი ატომისგან, მაშინ ელექტრონის მთლიანი სიმკვრივე განლაგებულია აბსოლუტურად სიმეტრიულად ორივე ბირთვის ველში. თუ საერთო წყვილი აკავშირებს ორი განსხვავებული ელემენტის ატომებს, მაშინ ელექტრონის სიმკვრივე არ არის სიმეტრიული. ის მიკერძოებულია უფრო ელექტროუარყოფითი ელემენტის ატომის მიმართ. შედეგად, ამ ატომზე წარმოიქმნება ზედმეტი (ნაწილობრივი) უარყოფითი მუხტი, ხოლო საპირისპირო ატომზე ნაწილობრივი დადებითი მუხტი. შედეგად, მოლეკულაში წარმოიქმნება ორი საპირისპიროდ დამუხტული პოლუსი. რაც უფრო დიდია განსხვავება ატომების ელექტრონეგატიურობაში, მით უფრო პოლარულია ბმა.
პოლარულ მოლეკულებს, რომლებსაც აქვთ დადებითი და უარყოფითი პოლუსები სივრცეში, ეწოდება დიპოლები. დიპოლში პოლუსებს შორის მანძილს უწოდებენ მის გრძედი ( ლ).
ერთ-ერთი პოლუსის მუხტისა და დიპოლის სიგრძის ნამრავლს ეწოდება დიპოლური მომენტი (Cl∙m).
μ = Z∙L.(4.1)
დიპოლური მომენტი არის ვექტორული სიდიდე. ქიმიაში დიპოლური მომენტის მიმართულება აღებულია დადებითი პოლუსიდან უარყოფითზე. მაგალითად, წყალბადის ქლორიდის მოლეკულაში ჭარბი (+) კონცენტრირებულია წყალბადის ატომზე, ხოლო ჭარბი (-) H δ + → Cl δ - კონცენტრირებულია ქლორის ატომზე. პოლიატომური მოლეკულებისთვის დიპოლური მომენტი შეიძლება გამოითვალოს, როგორც ცალკეული ბმების დიპოლური მომენტების ვექტორული ჯამი, უგულებელყოფს მათ ორმხრივ გავლენას. ცალკეული ობლიგაციების მომენტებს შეუძლიათ ერთმანეთის გაძლიერება ან კომპენსირება, მთლიანი მომენტის შეცვლა.
მაგალითად, ხაზოვანი BeCl 2 და CO 2 მოლეკულები არაპოლარულია. მიუხედავად იმისა, რომ თითოეული ბმა პოლარულია. ეს მოლეკულები მოიცავს მეთანის CH 4 და გოგირდის ჰექსაფტორიდის SF 6 მოლეკულებს, რომელშიც ცალკეული ბმების დიპოლური მომენტებია.
აკომპენსირებენ ერთმანეთს და მოლეკულის მთლიანი დიპოლური მომენტი არის ნული.
შეზღუდვის შემთხვევაში, საერთო ელექტრონული წყვილი მთლიანად ლოკალიზებულია ერთ-ერთ ატომზე. შედეგად წარმოიქმნება ორი საპირისპიროდ დამუხტული იონი. ატომი, რომელმაც დაკარგა ელექტრონი, იქცევა კატიონად (A +), ხოლო ატომი, რომელიც იჭერს უცხო ელექტრონს, იქცევა ანიონად (A -). ორი საპირისპიროდ დამუხტული ნაწილაკების ურთიერთმიზიდვის შედეგად წარმოიქმნება იონური ბმა.
იონური ბმაწარმოიქმნება ელექტროსტატიკური მიზიდულობის გამო საპირისპირო ნიშნის მუხტის მქონე ნაწილაკებს შორის, რომლებიც წარმოიქმნება ერთი ან მეტი ელექტრონის ერთი ატომიდან მეორეში გადატანის გამო. კოსელის თეორიის მიხედვით (1916 წ.), ნებისმიერი ელემენტის ატომი, რომელიც შედის ნაერთში, კარგავს ან იძენს ელექტრონების შესაბამის რაოდენობას, ცდილობს შეიძინოს უახლოესი (პერიოდულ სისტემაში) კეთილშობილური აირის ატომის ელექტრონული გარსი. ns 2 ან ns 2 np 6. ელექტრონების დამატების ან დაკარგვის შედეგად წარმოიქმნება შესაბამისად ანიონი ან კატიონი.
მაგალითად, იონური კრისტალისთვის NaCl, Na იონების წარმოქმნა + და კლ - ნეიტრალური ატომებიდან ჩანს, რომ ნატრიუმის ატომი კარგავს ელექტრონს, ხოლო ქლორის ატომი იძენს მას. შედეგად, Na + (2 ს 2 2გვ 6 – Ne ჭურვი) და Cl - (3 ს 2 3გვ 6 – Ar ჭურვი). ეს იონები ქმნიან რეგულარულ სამგანზომილებიან სტრუქტურას კრისტალის შიგნით.
კრისტალში იონები წონასწორულ მდგომარეობაში არიან, ამიტომ მათ შორის კულონის მიზიდულობის ძალები უნდა ანაზღაურდეს მათი ელექტრონული გარსების მომგერიებელი ძალებით.
ცნობილია, რომ სრულყოფილი იონური ბმა არ არსებობს. იმ ნაერთებშიც კი, რომლებსაც ჩვეულებრივ იონურად მოიხსენიებენ, არ ხდება ელექტრონების სრული გადაცემა ერთი ატომიდან მეორეზე. ელექტრონები ყოველთვის ნაწილობრივ რჩება საერთო გამოყენებაში.
მაგალითად, ლითიუმის ფტორიდში ბმა არის 80% იონური და 20% კოვალენტური. ამ მიზეზით, უფრო სწორია საუბარი ქიმიური ბმის იონურობის ხარისხზე.
დომინანტური იონური ბმა ჩნდება მხოლოდ იმ შემთხვევაში, თუ ურთიერთქმედება ატომები (მაგალითად, ნატრიუმი და ქლორი) ძლიერ განსხვავდებიან იონიზაციის ენერგიებით და ელექტრონების აფინურობით (ლითონი-არამეტალი).
იონურ კრისტალში კატიონებსა და ანიონებს შორის ურთიერთქმედება არ არის დამოკიდებული მიმართულებაზე, ამიტომ იონურ ბმას უწოდებენ არამიმართულს. თითოეულ კატიონს შეუძლია მიიზიდოს ნებისმიერი რაოდენობის ანიონი და პირიქით. ამ მიზეზით, იონური ბმა არის არამიმართული და უჯერი, და მყარ მდგომარეობაში იონებს შორის ურთიერთქმედების რაოდენობა შეზღუდულია მხოლოდ.
კრისტალების ზომები. ამიტომ იონური ნაერთის „მოლეკულად“ უნდა ჩაითვალოს მთელი კრისტალი.
ამ მიზეზით, იონური კრისტალები ძალიან მყარი და მყიფეა და აქვთ მაღალი გისოსის ენერგია.
თუ თქვენ ცდილობთ იონური გისოსის დეფორმაციას, მაშინ ერთ-ერთი ფენა გადაინაცვლებს მეორესთან შედარებით, სანამ მსგავსი დამუხტული იონები ძალიან ახლოს არ იქნება ერთმანეთთან. ეს იწვევს უკუგდების ძალების მკვეთრ ზრდას და გისოსი სწრაფად ნადგურდება.
კომუნიკაციის გაჯერება
კოვალენტური ბმა არის ქიმიური ბმის ყველაზე ზოგადი ტიპი, რომელიც გვხვდება სხვადასხვა ტიპის ნაერთებში. ჩვეულებრივ უნდა განვასხვავოთ მისი ფორმირების ორი შესაძლო მექანიზმი: გაცვლის მექანიზმი, როდესაც თითოეული ურთიერთქმედება ატომს აწვდის ერთ ელექტრონს, და დონორ-მიმღები ერთს, თუ ელექტრონული წყვილი ერთი ატომის (დონორის) მიერ მეორეზე გადადის საერთო გამოყენებისთვის. ატომი (მიმღები), რომელსაც აქვს თავისუფალი ელექტრონული ორბიტალი.
1. გაცვლის მექანიზმი ა ∙ + ∙ B = A : AT
2. დონორ-აქცეპტორი მექანიზმი A + : B = A : AT
წყალბადის მოლეკულა გაცვლის მექანიზმით კოვალენტური ბმის წარმოქმნის უმარტივესი შესაძლო მაგალითია.
გაცვლის მექანიზმის შესახებ ლუისის იდეების ფარგლებში, ელემენტის ვალენტობა განისაზღვრება ატომის მიერ მოლეკულაში წარმოქმნილი საერთო ელექტრონული წყვილების რაოდენობით.
ზოგიერთ შემთხვევაში, ორივე ელექტრონი კოვალენტური ბმის წარმოქმნისას მიეწოდება მხოლოდ ერთი ატომს. მას ეძახიან დონორის ვალენტობა. მას შემდეგ, რაც ასეთი ბმა ჩამოყალიბდება, იგი არ განსხვავდება ნებისმიერი სხვა კოვალენტური კავშირისგან. დონორი-მიმღები ბმა რეალიზებულია ბევრ მოლეკულასა და იონში.
ამონიუმის იონის NH 4 + და BF 3 NH 3 მოლეკულის წარმოქმნის დროს, აზოტის ატომს ამიაკის მოლეკულაში NH 3 აქვს არამაკავშირებელი 2. ს 2 ელექტრონული წყვილი. წყალბადის იონი H + - თავისუფალი 1 სორბიტალი და BF 3 მოლეკულაში ბორის ატომი თავისუფალია 2 რორბიტალური.
H++ : NH 3 → H : N H F 3 B + : NH3 → BF3 : NH3
NH 4 + იონში, H + იონი ემსახურება როგორც მიმღები, ხოლო BF 3 NH 3 მოლეკულაში ეს არის ბორის ატომი (B). აზოტის ატომი, რომელიც ამიაკის მოლეკულის ნაწილია, ორივე შემთხვევაში დონორის როლს ასრულებს.
დონორ-მიმღები ურთიერთქმედება სხვადასხვა მოლეკულებს შორის შეიძლება თან ახლდეს რთული ნაერთების წარმოქმნას:
А1С1 3 + : NH 3 \u003d [A1 (NH 3)] C1 3
NH 3-ში აზოტის ატომს აქვს ელექტრონების მარტოხელა წყვილი და ასრულებს დონორის როლს, ხოლო A1 ატომს A1C1 3 მოლეკულაში აქვს თავისუფალი ორბიტალი და ასრულებს მიმღების როლს.
ეს ყველაფერი იმაზე მეტყველებს, რომ ატომების ვალენტობა დამოკიდებულია არა მხოლოდ დაუწყვილებელი ელექტრონების რაოდენობაზე, არამედ ვაკანტურ ორბიტალებზე და, შესაბამისად, გაუზიარებელი ელექტრონული წყვილების რაოდენობაზე.
NH 4 + იონში აზოტის ცენტრალური ატომის N-H ყველა ბმა, მიუხედავად მათი განსხვავებული წარმოშობისა, ექვივალენტური და განუსხვავებელია, რაც აშკარად ადასტურებს კოვალენტური და დონორ-მიმღები ბმების ერთსა და იმავე ბუნებას.
დონორ-მიმღები მექანიზმით წარმოქმნილი ობლიგაციები, როგორც წესი, იქმნება მას შემდეგ, რაც დონორი ატომი გამოიყენებს თავის დაუწყვილებელ ელექტრონებს გაცვლის მექანიზმით ობლიგაციების შესაქმნელად. ეს აიხსნება იმით, რომ სხვა ატომის ელექტრონების მონაწილეობით საერთო ელექტრონული წყვილების ფორმირებისას დონორის ატომის ვალენტური დონე გაჯერებულია, ხოლო ელექტრონეგატიურობა მცირდება და ის უფრო ადვილად თმობს თავის არაშემაკავშირებელ წყვილებს ატომისთვის. ბმების ფორმირება დონორ-აქცეპტორი მექანიზმით.
თავისუფალი მიმღები ორბიტალები ხასიათდება ძალიან დაბალი ენერგეტიკული მნიშვნელობით. ეს ხსნის მათ ტენდენციას ელექტრონებით შევსების დონორ-მიმღები მექანიზმის მიხედვით. დონორ-მიმღები ურთიერთქმედება საფუძვლად უდევს ისეთ პროცესებს, როგორიცაა ზოგიერთი მოლეკულის პოლიმერიზაცია აირისებური მდგომარეობიდან თხევადში გადასვლისას, რთული ნაერთების წარმოქმნა და ანიონების ჰიდროლიზი.
კომუნიკაციის მიმართულება
კოვალენტური ბმის წარმოქმნა არის ვალენტური ელექტრონული ღრუბლების (AO ატომური ორბიტალების) გადახურვის შედეგი, რომლებიც ხასიათდებიან სივრცეში გარკვეული ორიენტირებით და, შესაბამისად, კოვალენტურ კავშირს აქვს მკაცრად განსაზღვრული მიმართულება.
კოვალენტური ბმების მიმართულებას ახასიათებს ვალენტური კუთხეები - შეკრული ატომების ცენტრების დამაკავშირებელ ხაზებს შორის კუთხეები. თავისთავად, მოლეკულის ან იონის გრაფიკული ფორმულა არ შეიცავს ინფორმაციას ბმის კუთხეების შესახებ. მაგალითად, 2− იონში S-O ბმებს შორის ბმის კუთხეები უდრის 109,5 o-ს, ხოლო 2− Pd-Cl იონში - 90 o; BF 3 მოლეკულა ბრტყელი სამკუთხაა, NF 3 არის პირამიდული და C1F 3 აქვს T- ფორმის, თუმცა სამივე ბოლო მოლეკულას აქვს შემადგენლობა AF 3.
ბმის სიგრძისა და ბმის კუთხეების ერთობლიობა მოლეკულაში განსაზღვრავს მის სივრცითი წონასწორობის სტრუქტურას, რომელშიც ძალთა თანაბარია.
მიზიდულობა და მოგერიება და რომელიც უზრუნველყოფს ოპტიმალურ სივრცულ სტრუქტურას და მოლეკულის ენერგიის მინიმალურ მნიშვნელობას.
ატომური ორბიტალების გადახურვა ატომების ბირთვების დამაკავშირებელი ხაზის გასწვრივ იწვევს σ-ბმების წარმოქმნას. ქიმიური ნაწილაკების ორ ატომს შორის შესაძლებელია მხოლოდ ერთი σ-ბმა. ყველა σ-ბმას აქვს ღერძული სიმეტრია ბირთვთაშორის ღერძის მიმართ.
ქიმიური ნაწილაკების ფრაგმენტებს შეუძლიათ ბრუნავდნენ ბირთვთაშორის ღერძის გარშემო ატომური ორბიტალების გადახურვის ხარისხის დარღვევის გარეშე, რომლებიც ქმნიან σ-ბმას.
მიმართული, მკაცრად ორიენტირებული სივრცეში σ - ობლიგაციების ერთობლიობა ქმნის ნაწილაკების სივრცულ სტრუქტურას.
ბრინჯი. 4.2. σ-ბმების წარმოქმნის სქემები სხვადასხვა ტიპის ელექტრონების მონაწილეობით
ატომური ორბიტალების დამატებითი გადახურვით, პერპენდიკულარული ატომების ბირთვების დამაკავშირებელი ხაზის მიმართ, წარმოიქმნება π-ბმები, რომელშიც რ-რ, გვ - დდა დ-დ-ორბიტალები (ნახ. 4.3).
π-ბმის გაჩენისას, რომელსაც არ აქვს ღერძული სიმეტრია, ქიმიური ნაწილაკების ფრაგმენტების თავისუფალი ბრუნვა σ-ბმას ირგვლივ შეუძლებელი ხდება, ვინაიდან ამან უნდა გამოიწვიოს π-ბმის გაწყვეტა.
ატომებს შორის წარმოქმნილი ბმების რაოდენობას ეწოდება სიმრავლე, ან კომუნიკაციის შეკვეთა, და განისაზღვრება საერთო ელექტრონული წყვილების რაოდენობით .
აღმოჩნდა, რომ საშუალო მანძილი შეკრულ ატომებს შორის (ბმის სიგრძე) მცირდება საერთო ელექტრონული წყვილების რაოდენობის მატებასთან ერთად.
ბრინჯი. 4.3. სხვადასხვა ტიპის ელექტრონების მონაწილეობით π-ბმების წარმოქმნის სქემები
ეს გამოწვეულია იმით, რომ ელექტრონის სიმკვრივე ორ დადებითად დამუხტულ ბირთვს შორის იზრდება, რის შედეგადაც იზრდება ბირთვებს შორის მიზიდულობაც და, შესაბამისად, იზრდება. სავალდებულო ენერგია(ცხრილი 4.2).
2. AO გადახურვის შედეგად ჩნდება ანტიპარალელური (ანუ ნიშნით საპირისპირო) სპინების მქონე ორ ატომთან საერთო ელექტრონული წყვილი, რომელიც უზრუნველყოფს ერთ ქიმიურ კავშირს.
3. ურთიერთქმედების დროს AO-ებს შეუძლიათ გაიარონ ჰიბრიდიზაცია (ამ შემთხვევაში მიიღება GAO-ები – ჰიბრიდული ატომური ორბიტალები).
სინამდვილეში, MVS არის კოვალენტური ბმების თეორიის უფრო სრულყოფილი ვერსია. MVS-ში ქიმიური ბმა ასევე შეიძლება ჩამოყალიბდეს ორი გზით:
1. გაცვლის მექანიზმი
2. დონორ-აქცეპტორი მექანიზმი
ერთი და იგივე ატომების მიერ სხვადასხვა გზით წარმოქმნილი ბმები აბსოლუტურად არ განსხვავდება ერთმანეთისგან. ასე რომ, წყალბადის მოლეკულა შეიძლება მიღებულ იქნეს როგორც გაცვლის, ასევე დონორ-მიმღების მექანიზმებით:
MVS იძლევა ვალენტობის ცნების მკაფიო და ზუსტ ინტერპრეტაციას. ვალენტობა- ეს არის მოცემული ატომის AO-ს რიცხვი, რომელიც მონაწილეობდა სხვა ატომების AO-სთან გადაფარვაში გაცვლის ან დონორ-მიმღები მექანიზმების მეშვეობით.
ატომებს შეუძლიათ შექმნან ობლიგაციები როგორც ნორმალურ (აუაღელვებელ) და აღგზნებულ მდგომარეობაში. ატომის აგზნებად მდგომარეობაში გადასვლა დაკავშირებულია ვალენტური ელექტრონების გადახტომასთან ერთი ვალენტური ქვედონედან მეორეზე. ამ შემთხვევაში ჩნდება დაუწყვილებელი ელექტრონების დამატებითი რაოდენობა და გაცვლის მექანიზმის მიხედვით იზრდება ატომის ვალენტურობის შესაძლებლობები.
მაგალითი: ფოსფორის ატომს ნორმალურ მდგომარეობაში აქვს ელექტრონული სტრუქტურა 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3ან [ ნე] 3s 2 3p 3. ფოსფორის ვალენტური ელექტრონები ( 3s 2 3p 3) ნაწილდება ვალენტურ ორბიტალებზე შემდეგნაირად:
ფოსფორის აუზიანებელ ატომს შეუძლია შექმნას 3 ბმა გაცვლის მექანიზმით და 1 ბმა დონორ-მიმღები მექანიზმით (ელექტრონების წყვილის გამო 3s 2). ამრიგად, ფოსფორის ასეთ ატომს შეიძლება ჰქონდეს III ან IV ვალენტობა.
აღგზნებული ფოსფორის ატომი ( R *) შეუძლია შექმნას 5 ბმა გაცვლის მექანიზმით, ანუ მისი ვალენტობა არის V. და, მართლაც, ფოსფორი მის ნაერთებში ავლენს III ვალენტობას ( PH 3- ფოსფინი), IV ( პ- ფოსფონიუმის იონი), V ( H3PO4-ფოსფორმჟავა). ფოსფორის სხვა ვალენტობა არ არის დამახასიათებელი.
თუ ატომები არ განიცდიან ჰიბრიდიზაციას ქიმიური ურთიერთქმედების დროს, მაშინ MHS-ის პოზიციებიდან ობლიგაციების წარმოქმნის აღწერა ხორციელდება შემდეგნაირად:
ა) შედგენილია ბმების წარმოქმნის ორბიტალური დიაგრამა;
ბ) ორბიტალების გადაფარვა სივრცეში სქემატურად არის გამოსახული.
მაგალითი: მოლეკულა კლ 2 .
ეს დიაგრამა აჩვენებს, რომ მოლეკულაში Cl2არსებობს ერთი კოვალენტური ბმა, რომელიც წარმოიქმნება გაცვლის მექანიზმით. ამ მოლეკულის გრაფიკული ფორმულა არის: Cl - Cl.
მოლეკულის სივრცითი სტრუქტურა Cl2(ნაჩვენებია მხოლოდ 3გვ- ორბიტალები):
ორბიტალური გადახურვის ტიპის მიხედვით განასხვავებენ s-ბმას, p-ბმას და d-ბმს.
s - ბმა წარმოიქმნება ორბიტალების „შუბლის“ გადახურვაზე, ე.ი. AO გადახურვის მაქსიმუმი არის ატომის ბირთვების დამაკავშირებელ სწორ ხაზზე. s - კავშირი ყველაზე ძლიერია. ის შეიძლება ჩამოყალიბდეს ნებისმიერი სახის ორბიტალების გადახურვით:
p-ბმის შემთხვევაში, AO გადახურვის მაქსიმუმები განლაგებულია 2 რეგიონში, რომელიც მდებარეობს ატომების ბირთვებში გამავალ სიბრტყეზე:
d-ბმის შემთხვევაში, AO გადახურვის მაქსიმუმები განლაგებულია 4 რეგიონში, რომლებიც დევს ატომების ბირთვებში გამავალ 2 ურთიერთ პერპენდიკულარულ სიბრტყეზე. ამ ტიპის ურთიერთობები შეიძლება მოხდეს მხოლოდ გადახურვისას დ- და ვ- ორბიტალები და ძალიან ცოტაა შესწავლილი.
MVS-ის გამოყენების მცდელობა ზემოთ აღწერილი უმარტივეს ვერსიაში 3 ან მეტი ატომისგან შემდგარი მოლეკულების უმრავლესობის ქიმიური სტრუქტურის აღსაწერად წარუმატებელი აღმოჩნდა. ხშირ შემთხვევაში თეორია საერთოდ არ ემთხვეოდა ექსპერიმენტულ მონაცემებს. ამ წინააღმდეგობის აღმოსაფხვრელად შეიქმნა ჰიბრიდიზაციის თეორია.
ჰიბრიდიზაცია არის AO-ს ღრმა გადაწყობა, რომელიც ხდება მაშინ, როდესაც ატომი ნორმალურიდან აღგზნებულ მდგომარეობაში გადადის. ამ შემთხვევაში, AOs გარდაიქმნება GAO-ებად (ჰიბრიდული ატომური ორბიტალებად). GAO-ები მკვეთრად განსხვავდებიან ორიგინალური AO-ებისგან ენერგიის, ფორმისა და სივრცეში ორიენტაციის თვალსაზრისით. ამავდროულად, ერთი ატომის GAOs აბსოლუტურად იდენტურია ენერგიით და ერთმანეთის ფორმით.
მაგალითი: sp 3- ნახშირბადის ატომის ჰიბრიდიზაცია:
ყველა GAO-ს აქვს ასიმეტრიული ჰანტელის ფორმა (ანუ გაშლილი ერთი მიმართულებით). მხოლოდ ვალენტური ქვედონეების ორბიტალებს შეუძლიათ გაიარონ ჰიბრიდიზაცია. ჰიბრიდიზაციის დროს ნ AO მიიღება ნ GAO. GAO მონაწილეობს მხოლოდ s-ობლიგაციების ფორმირებაში და ეს ობლიგაციები უფრო ძლიერია, ვიდრე მსგავსი s-ობლიგაციები, რომლებიც მოიცავს არაჰიბრიდულ AO-ს.
ამჟამად, ჰიბრიდიზაციის 20-მდე სხვადასხვა სახეობაა ნაპოვნი სხვადასხვა ნივთიერებებში. მაგრამ ყველაზე ხშირად არსებობს ჰიბრიდიზაციის 6 ტიპი:
| ჰიბრიდიზაციის ტიპი | GAO-ს ურთიერთ მდებარეობა სივრცეში | სტრუქტურული ფორმები |
| sp | ||
| sp 2 | ||
| sp 3 | ||
| sp 3 d 1 | ||
| sp 3 d 2 | ||
| spd 2 |
ჰიბრიდიზაციისა და მისი ტიპის არსებობა მოლეკულაში ამა თუ იმ ატომში ზოგადად შეუძლებელია წინასწარმეტყველება.
ამ პრობლემის ცალსახად მოსაგვარებლად, უმეტეს შემთხვევაში თქვენ უნდა იცოდეთ:
1. რამდენი ბმაა ატომის თითოეულ წყვილს შორის (პირველი ბმა ყოველთვის არის s - ბმული, მეორე და მესამე - p - ბმები).
2. როგორია ბმის კუთხეები (კუთხები ბმებს შორის) ან მაინც რამდენია მოლეკულის დიპოლური მომენტი (ბმების დიპოლური მომენტების ჯამი).
მაგალითი 1. ცნობილია, რომ მოლეკულა CCl 4არაპოლარული (½m½ = 0). კუთხეები ბმებს შორის C - Clიგივეა და ტოლია 109°28¢. ყველა კავშირი C-Clსიგრძით და ენერგიით იდენტურია. ყველა ეს მონაცემი ადასტურებს იმ ფაქტს, რომ ნახშირბადი ამ მოლეკულაში იმყოფება sp3-ჰიბრიდიზაცია.
ასე რომ, ორბიტალური დიაგრამა ასე გამოიყურება:
სივრცითი სტრუქტურა CCl 4- ატომები კლშექმენით რეგულარული ფორმა (ტეტრაედონი). არაფრის თქმა არ შეიძლება ქლორის ატომების შესაძლო ჰიბრიდიზაციის შესახებ, ვინაიდან ამისთვის თავდაპირველი მონაცემები საკმარისი არ არის.
მაგალითი 2 . H 2 O მოლეკულა პოლარულია (çm ç ¹ 0), კუთხე H-O ობლიგაციებს შორის არის 105°30¢. წყალბადს არ შეუძლია ჰიბრიდიზაცია, რადგან მას აქვს მხოლოდ ერთი ვალენტური ორბიტალი. ჟანგბადი შეიძლება იყოს არაჰიბრიდირებული (მაშინ ბმებს შორის კუთხე უნდა იყოს 90°) ან ჰქონდეს ჰიბრიდიზაციის 3 ტიპიდან ერთ-ერთი (სხვები შეუძლებელია ვალენტობის ნაკლებობის გამო. დდა ვ-ორბიტალი): sp-ჰიბრიდიზაცია (შეკავშირების კუთხე 180°), sp 2- ჰიბრიდიზაცია (120°), sp 3- ჰიბრიდიზაცია (109°28¢).
ვინაიდან წყლის მოლეკულაში კავშირის კუთხე ყველაზე ახლოსაა ამ შემთხვევაში sp3-ჰიბრიდიზაცია, ამ მოლეკულის ორბიტალური დიაგრამა ასეთია:
ბმის კუთხე ასეთ მოლეკულაში განსხვავდება სტანდარტული ტეტრაედრული კუთხისგან (109°28¢) იმის გამო, რომ ჟანგბადის HAO-ები არათანაბარია: ორი მათგანი სავალდებულოა (მონაწილეობს ბმების ფორმირებაში. ᲐᲠᲘᲡ ᲘᲡ), და ორი არასავალდებულოა:
ჟანგბადის არამომაკავშირებელი ატომური ორბიტალები ძლიერად იგერიებენ ერთმანეთს და ეს იწვევს იმ ფაქტს, რომ წყლის მოლეკულაში კავშირის კუთხე 5 °-ით ნაკლებია, ვიდრე სტანდარტი. sp 3 - ჰიბრიდიზაცია.
მაგალითი 3: მოლეკულა CO 2არაპოლარული (çm ç = 0). ეს სავსებით საკმარისია ამ მოლეკულის სტრუქტურის აღსაწერად. ყოველი კავშირი C - Oპოლარულია, რადგან ნახშირბადის და ჟანგბადის ატომები ძალიან განსხვავდებიან ელექტრონეგატიურობით. იმისათვის, რომ მოლეკულა მთლიანობაში იყოს არაპოლარული, აუცილებელია ბმები C - Oჰქონდა კავშირის კუთხე 180°:
2 ერთნაირი სიგრძის და საპირისპირო მიმართულებით 2 ვექტორის დამატებისას მიიღება ნული. კუთხე 180° შეესაბამება sp- ნახშირბადის ატომის ჰიბრიდიზაცია. აქედან გამომდინარე მიჰყვება ორბიტალურ დიაგრამას.
VS მეთოდის საფუძვლები შეიქმნა 1927 წელს ვალტერ გეიტლერის მიერ ( ჰაიტლერი) და ფრიც ლონდონი ( ლონდონი). ამ მეთოდის მოდელის ნაწილაკი არის წყალბადის მოლეკულა H2. ვალენტური ბმების მეთოდით მოლეკულის ტალღური ფუნქციის აგებისას მიჩნეულია, რომ: 1) მოლეკულაში ატომები ინარჩუნებენ ინდივიდუალობას - თითოეული ელექტრონი ეკუთვნის მისი ატომის ბირთვს, 2) ელექტრონების ტალღური ფუნქციები. ცნობილია ატომი A (Y A) და ატომი B (Y B) - ატომური ორბიტალები, 3) ითვლება, რომ ნაწილაკები (ატომების ელექტრონები და ბირთვები) განსხვავდებიან.
შროდინგერის განტოლება წყალბადის მოლეკულისთვის. მოდით შევადგინოთ შრედინგერის განტოლება წყალბადის მოლეკულისთვის. მასში შემავალი პოტენციური ენერგია მოიცავს ყველა ნაწილაკების ერთმანეთთან ელექტროსტატიკური ურთიერთქმედების ენერგიათა ჯამს (ორი ელექტრონი -ედა ორი ბირთვი + ე). ნახ. 3.3 ჩანს, რომ მთლიანი პოტენციური ენერგია შედგება ორი დადებითი ტერმინისგან: ელექტრონებისა და ბირთვების მოგერიების ენერგია მათ შორის და ოთხი უარყოფითი - ელექტრონების მიზიდულობის ენერგია ბირთვებზე:
სად რ AB ; რ 12 - მანძილი A და B ატომების ბირთვებს შორის და პირველ და მეორე ელექტრონებს შორის; რ A1; რ A2 არის მანძილი A ატომის ბირთვსა და პირველ და მეორე ელექტრონებს შორის; რ B1; რ B2 არის მანძილი B ატომის ბირთვსა და პირველ და მეორე ელექტრონებს შორის.
ბრინჯი. 3-3 წყალბადის მოლეკულაში ელექტრონებისა და ბირთვების ელექტროსტატიკური ურთიერთქმედების სქემა
ამრიგად, შრედინგერის განტოლებას წყალბადის მოლეკულისთვის აქვს ფორმა
ამ განტოლების ანალიზური ამოხსნა პრაქტიკულად შეუძლებელია, ამიტომ ქიმიური ბმის ენერგიის პოვნა D ე(რ) და ელექტრონების ტალღური ფუნქცია, რომელიც აჩვენებს ელექტრონის სიმკვრივის განაწილებას მოლეკულაში, წარმოებულია სავარაუდო მეთოდით.
პირველი დაახლოების ფუნქცია.ვინაიდან ელემენტარულ მოცულობაში ელექტრონის პოვნის ალბათობა Y- ფუნქციის პროპორციულია და, VS მეთოდის პირობების მიხედვით, ატომები ინარჩუნებენ ატომურ ორბიტალებს ბმის წარმოქმნის დროს, მაშინ, პირველ მიახლოებაში, ფუნქცია, რომელიც აღწერს ელექტრონების მდგომარეობას წყალბადის მოლეკულაში, შეიძლება წარმოდგენილი იყოს როგორც ელექტრონების ტალღური ფუნქციების პროდუქტი ცალკე იზოლირებულ წყალბადის ატომებში:
,
სადაც Y 1 არის ფუნქცია, რომელიც აღწერს ელექტრონების მდგომარეობას წყალბადის მოლეკულაში; Y А (1) არის ფუნქცია, რომელიც აღწერს А ატომს კუთვნილი ელექტრონის 1 მდგომარეობებს (Y 1s არის წყალბადის ატომის ძირითადი მდგომარეობის ფუნქცია); Y В (2) არის ფუნქცია, რომელიც აღწერს В ატომს კუთვნილი ელექტრონის 2 მდგომარეობებს (Y 1s).
ვინაიდან ატომების ელექტრონები და ბირთვები ფუნდამენტურად არ განსხვავდება ერთმანეთისგან, არ აქვს მნიშვნელობა რომელი მათგანი განთავსდება კონკრეტულ ბირთვში. აქედან გამომდინარე, აუცილებელია მეორე ფუნქციის შექმნა:
.
პირველი ფუნქცია განიხილავს 1 ელექტრონს, როგორც A ატომს, ხოლო 2 ატომს B, მეორე ფუნქცია, პირიქით, მიიჩნევს, რომ 2 ელექტრონი ეკუთვნის A ატომს, ხოლო 1 ატომს B. ორივე ფუნქცია შრედინგერის განტოლების ამონახსნებია. პრეზენტაციის სიმარტივისთვის ნორმალიზების ფაქტორები აღებულია ერთიანობის ტოლფასად.
ამ ფუნქციების გამოყენებით გაანგარიშება ხარისხობრივად სწორად აღწერს წყალბადის მოლეკულას, მაგრამ ენერგიისა და კავშირის სიგრძის მნიშვნელობები მნიშვნელოვნად განსხვავდებოდა ექსპერიმენტულად განსაზღვრული მნიშვნელობებისგან.
ჭეშმარიტი ტალღის ფუნქციის უფრო ზუსტი მიახლოება იყო პირველი და მეორე ფუნქციების წრფივი კომბინაცია:
ამ ორი ფუნქციის ფიზიკური მნიშვნელობა ასეთია: Y ს- სიმეტრიული ფუნქცია - შეესაბამება შემთხვევას, როდესაც წყალბადის მოლეკულაში ელექტრონებს აქვთ სპინის კვანტური რიცხვის სხვადასხვა ნიშნული მნიშვნელობები, - ელექტრონების სპინები ანტიპარალელურია. ი მაგრამ- ანტისიმეტრიული ფუნქცია – აღწერს მდგომარეობას, როდესაც ორივე ელექტრონს აქვს სპინის რიცხვის ერთნაირი მნიშვნელობა - ელექტრონების სპინები პარალელურია.
წყალბადის ორი ატომის სისტემის ენერგიის ცვლილება აღწერილია გამოხატულებით
- სიმეტრიული ფუნქციისთვის,
- ანტისიმეტრიული ფუნქციისთვის,
ქ- „კულონის ინტეგრალი“, რომელიც ახასიათებს სისტემის ენერგიის ცვლილებას ელექტრონებისა და ბირთვების ერთმანეთთან ელექტროსტატიკური ურთიერთქმედების გამო. მე- "გაცვლის ინტეგრალი", ინტეგრალი, რომელიც ახასიათებს სისტემის ენერგიის შემცირებას ელექტრონების გარჩევის გამო; ს– „გადახურვის ინტეგრალი“, რომელიც ახასიათებს სისტემის ენერგიის ცვლილებას ატომური ორბიტალების გადახურვის გამო.
ამ ინტეგრალების ფიზიკური მნიშვნელობის გასარკვევად, ჩვენ ვაანალიზებთ მათ გამონათქვამებს.
"გადახურვის ინტეგრალი"
ახასიათებს გადაფარვის ატომური ორბიტალების სივრცის რეგიონს.
"კულონის ინტეგრალი"
გვიჩვენებს სისტემის ენერგიის ცვლილებას ბირთვების ერთმანეთისგან მოგერიების (ჯამის პირველი წევრი), ელექტრონების (მეორე წევრი) და ელექტრონების მიზიდვის შედეგად "არასაკუთარი ატომის ბირთვებისკენ". (მესამე და მეოთხე ტერმინები). ბოლო ორი ინტეგრალი ტოლია, რადგან ატომები ერთნაირია. ინტეგრალების ფიზიკური მნიშვნელობა აშკარაა: y i 2 dVjარის პოვნის ალბათობა ჯ- ელექტრონი სივრცის ელემენტარულ მოცულობაში, ე xy i 2 dVjარის გადასახადის ოდენობა. კულონის კანონის მიხედვით, ელექტროსტატიკური ურთიერთქმედების ენერგია პირდაპირპროპორციულია მუხტების სიდიდის ნამრავლისა და უკუპროპორციულია მათ შორის მანძილისა.
ელექტრონების მიზიდვის ენერგია "საკუთარი ატომის" ბირთვებისკენ არის არაურთიერთმოქმედი ატომების ენერგია ( ე 0) - არ არის გათვალისწინებული ქიმიური კავშირის ენერგიაში (წყალბადის მოლეკულის ჯამური ენერგია ე= 2× ე 0+D ე(რ)).
"გაცვლის ინტეგრალი"
ს- "გადახურვის ინტეგრალი".
„გაცვლის ინტეგრალი“ მსგავსია „კულონის ინტეგრალის“, მაგრამ მოცემული ელექტრონის ტალღის ფუნქციის კვადრატის ნაცვლად, არსებობს სხვადასხვა ატომების ტალღური ფუნქციების ნამრავლი, რაც მას საკმაოდ აბსტრაქტულ ხასიათს აძლევს - „არა. კლასიკური ელექტროსტატიკური ურთიერთქმედება. სისტემის ენერგია იცვლება ელექტრონების განუყოფლობის გამო, ანუ ერთი ელექტრონის მეორით ჩანაცვლების შესაძლებლობა იწვევს სისტემის ენერგიის ცვლილებას.
დისტანციებზე რ®¥ კულონის, გაცვლის და გადახურვის ინტეგრალები ნულისკენ მიდრეკილია: ქ®0, მე®0 და ს®0. ბმის სიგრძესთან ახლოს დისტანციებზე კულონის და გაცვლის ინტეგრალები უარყოფითია ქ<0; მე<0, причем ½ქ½<½მე½; ზე რ®0 ისინი დადებითად ხდებიან. გადახურვის ინტეგრალი ყოველთვის დადებითია და ერთზე ნაკლები: £0 ს<1.
სიმეტრიული ფუნქციის შემთხვევაში (ელექტრონის სპინები ანტიპარალელურია), დამოკიდებულებები D ე(რ) არის მინიმალური (პოტენციური ჭა), ხოლო ატომებს შორის ელექტრონის სიმკვრივე იზრდება - წარმოიქმნება ქიმიური ბმა, მოლეკულა სტაბილურია (ნახ. 3.4).
|
|||
ბრინჯი. 3-4 მოლეკულის ენერგიის ცვლილებისა და ელექტრონის სიმკვრივის განაწილების დამოკიდებულება წყალბადის მოლეკულაში სიმეტრიული სისტემის აღწერის შემთხვევაში (Y ს) და ანტისიმეტრიული ფუნქცია (Y ა)
ანტისიმეტრიული ფუნქციის შემთხვევაში (ელექტრონის სპინები პარალელურია), მინიმალური D დამოკიდებულებაში ე(რ) არ არის, ბირთვებს შორის ელექტრონის სიმკვრივე ნულის ტოლია - ბმა არ წარმოიქმნება.
მაგალითი.წყალბადის მოლეკულაში ენერგია და ბმის სიგრძე, ექსპერიმენტულად განსაზღვრული და გამოთვლილი სხვადასხვა ფაქტორების გათვალისწინებით, რომლებიც ართულებენ ტალღის ფუნქციების აშკარა ფორმას:
წყალბადის მოლეკულის გამოთვლაში შემუშავებული იდეების საფუძველზე, ა ძირითადი პრინციპები(პოსტულატები) ვალენტური კავშირის მეთოდი, რომელიც საშუალებას იძლევა აღწეროს კოვალენტური ქიმიური ბმის წარმოქმნა უფრო რთულ მოლეკულებში:
1. ერთ ქიმიურ ბმას წარმოქმნის ელექტრონების საერთო წყვილი საპირისპირო (ანტიპარალელური) სპინებით.
2. საერთო ელექტრონული წყვილი ლოკალიზებულია (კონცენტრირებულია) ატომებს შორის ატომური ორბიტალების მაქსიმალური გადაფარვის მიმართულებით.
3. შებოჭვის ენერგია განისაზღვრება მხოლოდ ელექტრონებისა და ბირთვების ელექტროსტატიკური ურთიერთქმედების ძალებით და დამოკიდებულია ორბიტალური გადახურვის რაოდენობაზე.
ამრიგად, ობლიგაციების რაოდენობა (ვალენტობა), რომელიც ატომს შეუძლია შექმნას, განისაზღვრება დაუწყვილებელი ელექტრონების რაოდენობით ატომის გარე ენერგეტიკულ დონეზე მიწაში ან აღგზნებულ მდგომარეობაში. კოვალენტურ კავშირს აქვს თვისება გაჯერება(ატომს შეუძლია შექმნას ერთი კოვალენტური ბმის შეზღუდული რაოდენობა). კოვალენტურ ქიმიურ ბმას აქვს თვისება ფოკუსირება(საერთო ელექტრონული წყვილის სივრცეში მდებარეობა განისაზღვრება გადაფარვის ვალენტური ორბიტალების სივრცითი ორიენტირებით). ატომები ისეა მოწყობილი, რომ ვალენტური ორბიტალების გადახურვა მაქსიმალური იყოს. ორი ბმადან უფრო ძლიერია ის, სადაც ვალენტური ორბიტალების გადახურვა უფრო დიდია.
ორი ელექტრონული კავშირის პირველი კვანტური მექანიკური თეორია იყო წყალბადის მოლეკულის თეორია, შემოთავაზებული W. G. Geitler-ისა და F. London-ის მიერ 1927 წელს. ეს თეორია 1930-იან წლებში. შეიმუშავეს L.K. Pauling-მა და სხვა მკვლევარებმა ქიმიური კავშირის ყოვლისმომცველ თეორიაში, ე.წ ვალენტური ბმების მეთოდით (MVS).
MVS გამომდინარეობს შემდეგი დებულებებიდან:
- 1) ქიმიური კოვალენტური ბმა წარმოიქმნება ორი თავისუფალი ელექტრონის დაწყვილების გამო, რომლებსაც აქვთ საპირისპირო სპინები და მიეკუთვნებიან სხვადასხვა ატომებს;
- 2) როდესაც წარმოიქმნება ქიმიური ბმა, ურთიერთქმედების ატომების ატომური ორბიტალები გადახურულია, ელექტრონის სიმკვრივე იზრდება ბირთვთაშორის სივრცეში, ატომები იზიდავს ერთმანეთს, რაც იწვევს სისტემის პოტენციური ენერგიის შემცირებას, როდესაც იქმნება მოლეკულა, მისი შემადგენელი ატომების ელექტრონული სტრუქტურა ძირითადად შენარჩუნებულია, გარდა გარე გარსებისა;
- 3) კოვალენტური ბმა მიმართულია ატომური ორბიტალების უდიდესი გადახურვისკენ.
ყველა ქიმიური ბმა მოლეკულაში შეიძლება წარმოდგენილი იყოს როგორც ფიქსირებული (ლოკალიზებული) ორცენტრიანი ორელექტრონული ბმები. სქემებში თითოეული ასეთი ბმა გამოსახულია მოკლე ხაზით და მოლეკულის ელექტრონული სტრუქტურა ჰგავს სხვადასხვა ვალენტური სქემების ერთობლიობას (VS), რომელთანაც ეს მეთოდი ასევე ე.წ. ლოკალიზებული ელექტრონული წყვილების მეთოდი.
ასე რომ, წყალბადი არის ორი ელექტრონის და ორი პროტონის სისტემა. თუ წყალბადის ორი ატომი ერთმანეთისგან გამოყოფილია გარკვეული მანძილით, მაშინ MVS-ში, ელექტრონების ტალღური ფუნქციის აგებისას, მოლეკულები გამოდიან შემადგენელი ატომების ელექტრონების ტალღური ფუნქციებიდან. იზოლირებული ატომების ელექტრონების ტალღური ფუნქციების აღნიშვნა H მაგრამდა H b მეშვეობით |/ L(1) და |/ B(2)შესაბამისად, ჩვენ ვიღებთ გამოხატულებას მოლეკულური სისტემის ტალღური ფუნქციისთვის:
ვინაიდან ელექტრონები ნ. ისინი განსხვავდებიან, მაშინ არ არსებობს საფუძველი იმის დასაჯერებლად, რომ ამ მოლეკულაში ელექტრონი 1 ეკუთვნის Hl ატომის ბირთვს, ხოლო ელექტრონი 2 ეკუთვნის Hg ატომის ბირთვს. შესაბამისად, საპირისპირო განაწილებაც სავარაუდოა, ამიტომ განტოლება (4.1) განტოლების ტოლფასია.
ჰაიტლერისა და ლონდონის მიხედვით, წყალბადის მოლეკულის ტალღური ფუნქცია არის ფუნქციის წრფივი კომბინაცია. G (და |/. ; :
გარდა კოვალენტური სტრუქტურისა (I), H 2 მოლეკულისთვის, ასევე შეიძლება ვივარაუდოთ ორი იონური სტრუქტურის (II) და (III) არსებობა, რომლებიც, შესაბამისად, შეიძლება ხასიათდებოდეს ტალღის ფუნქციებით / 3 და / 4:
სტრუქტურების (II) და (III) არსებობა შესაძლებელია იმ პირობით, რომ ელექტრონები გადაადგილდებიან ატომისკენ. მაგრამ(I) და ატომი AT(III).
იონური სტრუქტურების ტალღის ფუნქცია შეიძლება დაიწეროს როგორც
საბოლოო ჯამში, H 2 მოლეკულის მთლიანი ტალღური ფუნქცია, ყველა სტრუქტურის გათვალისწინებით, შეიძლება წარმოდგენილი იყოს როგორც
განტოლება (4.5) ითვალისწინებს წყალბადის მოლეკულის ყველა ვალენტურ სქემას ერთდროულად, ამიტომ ფუნქცია |/ 1b არის (I), (II) და (III) სტრუქტურების სუპერპოზიცია. ამრიგად, რეზონანსის კონცეფცია მნიშვნელოვანი ხდება: თუ მოლეკულა შეიძლება წარმოდგენილი იყოს ორი ან მეტი სტრუქტურით, განსხვავდება მხოლოდ ელექტრონების განაწილებით, იმათ. სტრუქტურები, რომლებშიც ატომის ბირთვები ერთნაირადაა განლაგებული, მაშინ რეზონანსი ხდება შესაძლებელი.
მოლეკულა არის ამ სტრუქტურების ჰიბრიდი და ვერ იქნება დამაკმაყოფილებლად წარმოდგენილი რომელიმე მათგანით. თითოეული რეზონანსული სტრუქტურა ხელს უწყობს ჰიბრიდს, რომელიც უფრო სტაბილურია, ვიდრე რეზონანსში მონაწილე ნებისმიერი სტრუქტურა. გასათვალისწინებელია, რომ რეზონანსის კონცეფცია წარმოიქმნება MHS-ში ტალღის ფუნქციის აგების შედეგად.
როდესაც ბმა იქმნება, ელექტრონები უნდა იყოს ატომების ბირთვებს შორის, ე.ი. შეკვრის ზონაში. როდესაც ელექტრონები შემაკავშირებელ ზონას გარეთ არიან, მაშინ მას უწოდებენ შემაკავშირებელ ზონას, ან შესუსტებას, და ბმა არ წარმოიქმნება. ვინაიდან შებოჭვის მდგომარეობაში ელექტრონები იწევენ ბირთვებს შორის არსებულ რეგიონში, ხოლო შესუსტების მდგომარეობაში ისინი გამოდევნიან, ტალღის ფუნქცია H 2 აღინიშნება / +-ით, ხოლო ფუნქცია |/ აღწერს შესუსტების მდგომარეობას. მაშასადამე, განტოლება (4.3) შეიძლება დაიწეროს როგორც ორი დამოუკიდებელი გამონათქვამი:
(4.6) განტოლებიდან ირკვევა, რომ ელექტრონული კოორდინატების (1) და (2) პერმუტაცია არ მოქმედებს |/ + ფუნქციის ნიშანზე. ასეთ ფუნქციას სიმეტრიული ეწოდება. განტოლებაში (4.7) ელექტრონების კოორდინატების პერმუტაცია იწვევს u/_ ფუნქციის ცვლილებას. ამიტომ ფუნქციას |/_ ეწოდება ანტისიმეტრიული (ნახ. 4.11).
ბრინჯი. 4.11.
|/+-სთვის ატომში ელექტრონები ხასიათდებიან სხვადასხვა სპინის კვანტური რიცხვებით, ე.ი. აქვს ანტიპარალელური ზურგი. სიმეტრიული და ანტისიმეტრიული ტალღური ფუნქციები შეესაბამება ელექტრონული ღრუბლის სხვადასხვა განაწილებას H 2-ში ატომების ბირთვებს შორის. ასე რომ, სიმეტრიული ტალღის ფუნქციაში არის ანტიპარალელური ელექტრონების სპინები, ამიტომ მათი ტალღური ფუნქციები ჯამდება (იხ. ფორმულა (4.6)), რაც, თავის მხრივ, იწვევს ბირთვებს შორის ელექტრონის სიმკვრივის ზრდას. შესაბამისად, როდესაც ხდება / +, მაშინ ხდება ელექტრონების ტალღური ფუნქციების გადახურვა, ან, როგორც სხვაგვარად ამბობენ, ელექტრონული ღრუბლების გადახურვა.
ანტისიმეტრიული ტალღის ფუნქციისთვის ელექტრონებს ახასიათებთ პარალელური სპინები, შესაბამისად, შეინიშნება ელექტრონების სიმკვრივის დაქვეითება ატომების ბირთვებს შორის, რაც მიუთითებს იმაზე, რომ არ არსებობს ქიმიური ბმის წარმოქმნის შესაძლებლობა. ამ შემთხვევაში, ბირთვებს შორის ელექტრონის სიმკვრივე ნულამდე ეცემა.
ვინაიდან ვალენტურობის ობლიგაციების თეორია ეფუძნება ატომური ორბიტალების გადახურვის შედეგად კოვალენტური ბმების წარმოქმნის კონცეფციას, ატომური ორბიტალების დადებითი გადაფარვის კრიტერიუმი განსაკუთრებული მნიშვნელობა აქვს ბმის ფორმირების შესაძლებლობის დასადგენად (იხ. ფორმულები ( 4.6), (4.7)).
ორბიტალებს ე.წ გადახურვა,თუ ურთიერთმოქმედი ატომები იმდენად ახლოსაა, რომ ერთ-ერთ ორბიტალს აქვს მნიშვნელოვანი ამპლიტუდა ორივე ატომისთვის საერთო სივრცეში. ორბიტალების თვისებებიდან გამომდინარე, გადახურვის რაოდენობა შეიძლება იყოს დადებითი, უარყოფითი ან ნული (სურათი 4.12).
დადებითი გადახურვა ხდება მაშინ, როდესაც ორივე ორბიტალის გადახურვის რეგიონებს აქვთ ერთი და იგივე ნიშანი; უარყოფითი გადახურვის მნიშვნელობა ჩნდება, თუ ორივე ორბიტალის გადახურვის რეგიონებს აქვთ საპირისპირო ნიშნები. თუ არსებობს უარყოფითი და დადებითი გადახურვის აბსოლუტურად თანაბარი არეები, მაშინ, ზოგადად, დამახასიათებელია ნულოვანი გადახურვა. ტერიტორიაზე
ბრინჯი. 4.12.
დადებითი გადახურვა, ატომების ბირთვებს შორის ელექტრონის სიმკვრივე იზრდება, ამიტომ ბირთვების მიზიდულობა შემაკავშირებელ ელექტრონებთან ჭარბობს ორმხრივ მოგერიებას და ხდება სავალდებულო ურთიერთქმედება.
ორი ორბიტალის დადებითი გადაფარვა უნდა ჩაითვალოს ახალად, ე.წ მოლეკულური ორბიტალი(MO). უარყოფითი გადახურვისას, ელექტრონის სიმკვრივე მცირდება ურთიერთმოქმედ ატომების ბირთვებს შორის, ამიტომ იზრდება ბირთვთაშორისი მოგერიება, რაც იწვევს მათ შორის გადაჭარბებულ მოგერიებას. როდესაც გადახურვა ნულის ტოლია, მაშინ ატომებს შორის არ ხდება ელექტრონის სიმკვრივის არც კლება და არც მატება, რის შედეგადაც არ ხდება არც მოგერიება და არც დამატებითი მიზიდულობა. ასეთ სახელმწიფოს ე.წ არასავალდებულო ურთიერთქმედება.
